Enlace químico

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Regla del octeto

La configuración más estable para cualquier átomo es contar con ocho electrones en la capa exterior.

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Excepciones

Existen tres excepciones generales a la regla del octeto:

  1. Moléculas con un número impar de electrones, como el nitrógeno en NO o NO2 (7 e–).
  2. Moléculas en las que uno o más átomos poseen más de ocho electrones, como el fósforo en PCl5 (10 e–) o el azufre en SF6 (12 e–).
  3. Moléculas en las que uno o más átomos poseen menos de ocho electrones, como el hidrógeno (2 e–), el berilio en BeH2 (4 e–) o el boro en BH3, BF3 o BCl3 (6 e–).

Los elementos tenderán a unirse para completar su capa exterior, intercambiando (cediendo/captando $\rightarrow$ enlace iónico) o compartiendo electrones (enlace covalente), y así ganar estabilidad.

Parámetros moleculares

[**Potencial de Morse**](https://es.wikipedia.org/wiki/Potencial_de_Morse): representa la energía frente a la distancia entre átomos. Según se van aproximando, se ponen de manifiesto fuerzas atractivas, pero si se acercan demasiado actúan fuerzas repulsivas.
Potencial de Morse: representa la energía frente a la distancia entre átomos. Según se van aproximando, se ponen de manifiesto fuerzas atractivas, pero si se acercan demasiado actúan fuerzas repulsivas.

Energía de enlace

Es la energía desprendida al formar el enlace desde la separación infinita hasta alcanzar la longitud de enlace. Es una medida de la fortaleza de un enlace químico (cuanto mayor sea esta energía, más fuerte será el enlace).

Longitud de enlace

Distancia media entre los núcleos de dos átomos enlazados. Se trata de la distancia óptima en la que la atracción es máxima y la repulsión mínima.

Ángulo de enlace

Ángulo formado por tres átomos enlazados consecutivamente.

Polaridad de enlace

Es la separación de cargas eléctricas a lo largo de un enlace, dando lugar a un momento dipolar eléctrico. La diferencia de electronegatividad, $\Delta \chi$, entre los átomos de un enlace determina su polaridad:

Una molécula será polar si el momento dipolar total (suma vectorial) es distinto de cero.

La molécula de BF3 tiene tres enlaces polares pero debido a su geometría trigonal plana el momento dipolar resultante es nulo.
La molécula de BF3 tiene tres enlaces polares pero debido a su geometría trigonal plana el momento dipolar resultante es nulo.

Estudia la polaridad de moléculas con esta simulación:

Enlace iónico

Es un enlace que involucra la atracción electrostática entre iones de signo opuesto.

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El enlace iónico suele darse entre metales (tienden a ceder electrones, convirtiéndose en cationes) y no metales (tienden a captar electrones, convirtiéndose en aniones).

Cada ion tiende a rodearse de un número determinado de iones de signo opuesto (número de coordinación). Se forman así redes cristalinas compactas y neutras con diferentes geometrías según el tipo de iones que las forman.

Representación de la **unión iónica** entre el **litio** (Li) y el **flúor** (F) para formar el **fluoruro de litio** (LiF). El litio cede fácilmente su único electrón de valencia a un átomo de flúor, que acepta el electrón donado.
Representación de la unión iónica entre el litio (Li) y el flúor (F) para formar el fluoruro de litio (LiF). El litio cede fácilmente su único electrón de valencia a un átomo de flúor, que acepta el electrón donado.

Energía de red o energía reticular $U_\mathrm R$

Es la energía liberada (proceso exotérmico) al formar la red a partir de sus iones en estado gaseoso. Cuanto mayor sea su valor más estable es la red y mayor será el punto de fusión y menor su solubilidad.

El cálculo de esta energía se puede hacer mediante el ciclo de Born-Haber (método indirecto) o la ecuación de Born-Landé (método directo).

Ciclo de Born-Haber

Ecuación de Born-Landé

Permite calcular la energía de red $U_\mathrm R$:

$$ U_\mathrm R = -\frac{N_\mathrm A M z^+ z^- e^2}{4\pi\epsilon_0 r_0}\left(1-\frac{1}{n}\right), $$

donde $N_\mathrm A = 6.022\times 10^{23}\thinspace\mathrm{mol^{-1}}$ es la constante de Avogadro; $M$ es la constante de Madelung, relacionada con la geometría del cristal; $z^+$ y $z^-$ son los números de carga del catión y del anión, respectivamente;

$e = 1.6\times 10^{-19}\thinspace\mathrm{C}$ es la carga elemental, $\epsilon_0 = 8.85\times 10^{-12}\thinspace\mathrm{C^2N^{-1}m^{-2}}$ es la permitividad eléctrica del vacío; $r_0$ es la distancia al ion más cercano; y $5 < n < 12$ es el exponente de Born.

Se comprueba que el módulo de la energía de red es:

  • Directamente proporcional al producto de las cargas de los iones.
  • Inversamente proporcional a la distancia interiónica.

Propiedades de las sustancias iónicas

  • Debido a las intensas fuerzas electrostáticas entre los iones, suelen tener temperaturas de fusión y ebullición muy elevadas, por lo que la mayoría son sólidos cristalinos a temperatura ambiente.
**Cristal** de **cloruro de sodio** (sal común, NaCl). 🔵 $\rightarrow$ sodio (Na); 🟢 $\rightarrow$ cloro (Cl).
Cristal de cloruro de sodio (sal común, NaCl).
🔵 $\rightarrow$ sodio (Na); 🟢 $\rightarrow$ cloro (Cl).
  • Ante golpes, el alineamiento de los iones positivos y negativos puede perderse, por lo que son muy frágiles, aunque también muy duros.
  • Son solubles en disolventes polares (serán más solubles cuanto menor sea $U_\mathrm R$).
  • Fundidos o en disolución, conducen la corriente eléctrica.

Enlace metálico

El enlace metálico es el enlace químico que mantiene unidos a los átomos de un metal entre sí.

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Surge de la atracción electrostática entre los electrones de conducción y los cationes metálicos.

Modelo del gas electrónico

Con los **cationes** en **posiciones fijas** y los **electrones moviéndose libremente** en una ***nube***.
Con los cationes en posiciones fijas y los electrones moviéndose libremente en una nube.

Teoría de bandas

Puedes aprender más sobre la teoría de bandas y cómo ésta explica la conductividad eléctrica en este excelente artículo.

También te recomendamos echar un vistazo a este magnífico vídeo de Quantum Made Simple (en inglés):

Propiedades de las sustancias metálicas

  • Apariencia brillante.
  • Son buenos conductores del calor y de la electricidad.
  • Forman aleaciones con otros metales.
  • Tienden a ceder (perder) electrones al reaccionar con otras sustancias.
  • La mayoría son sólidos a temperatura ambiente (Hg es 💧).

Enlace covalente

Es un enlace químico que implica la compartición de pares de electrones entre átomos.

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El enlace covalente suele darse entre no metales (tendencia a captar electrones).

Representación de la **unión covalente** entre dos átomos de **flúor** (F) para formar F2, con un par de electrones compartidos.
Representación de la unión covalente entre dos átomos de flúor (F) para formar F2, con un par de electrones compartidos.

Estructuras de Lewis

Se trata de diagramas que muestran la unión entre los átomos de una molécula y los pares solitarios de electrones que pueden existir en la molécula.

Las estructuras de Lewis no informan sobre la geometría real de la molécula.

Las estructuras de Lewis muestran cada átomo y su posición en la estructura de la molécula usando su símbolo químico.

Se dibujan líneas entre los átomos que están unidos entre sí (se pueden utilizar pares de puntos en lugar de líneas).

El exceso de electrones que forman pares solitarios se representan como pares de puntos, y se colocan junto a los átomos.

Ejemplos

Agua (H2O)
Oxígeno (O2)
Dióxido de carbono (CO2)

Enlace covalente coordinado o dativo

Se trata de enlaces en los que un solo elemento (dador) aporta el par de electrones, el cual es aceptado por otro elemento que tiene un orbital vacío (aceptor).

Es un enlace muy común y clave para entender el concepto ácido-base de Lewis, en el que el ácido es la especie que acepta el par de electrones (aceptor) y la base la especie que lo cede (dador).

Resonancia

La resonancia es una forma de describir el enlace en ciertas moléculas mediante la combinación de varias estructuras resonantes cuyo conjunto se conoce como un híbrido de resonancia.

Es especialmente útil para describir los electrones deslocalizados (enlaces $=$ en distintas posiciones) en ciertas moléculas (O3, SO2) o iones poliatómicos (NO–, NO2–).

Propiedades de las sustancias covalentes moleculares

⚫ $\rightarrow$ C; 🔴 $\rightarrow$ O; ⚪ $\rightarrow$ H.
⚫ $\rightarrow$ C; 🔴 $\rightarrow$ O; ⚪ $\rightarrow$ H.
  • Debido a las débiles interacciones entre moléculas covalentes, suelen tener temperaturas de fusión y ebullición bajas (muchos compuestos covalentes son líquidos o gases a temperatura ambiente).
  • Son solubles en disolventes polares y apolares (semejante disuelve a semejante).
  • En estado sólido son compuestos blandos y frágiles.
  • Son malos conductores del calor y de la electricidad.

Propiedades de las sustancias covalentes cristalinas

Las sustancias covalentes cristalinas contienen un gran número de átomos neutros unidos entre sí mediante enlaces covalentes, formando láminas bidimensionales, como el grafito o el grafeno, o estructuras tridimensionales, como el diamante o el cuarzo.

Grafito/grafeno

Diamante

  • Debido a los fuertes enlaces covalentes entre los átomos, suelen tener temperaturas de fusión y ebullición altas, por lo que son sólidos a temperatura ambiente.
  • Son sustancias muy duras aunque frágiles.
  • Son insolubles.
  • Suelen ser malos conductores (no así el grafito o el grafeno).

Construye un detector de conductividad con esta genial práctica de la mano de Miguel Quiroga.

Geometría molecular

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TRPECV

La Teoría de Repulsión de Pares de Electrones de la Capa de Valencia (TRPECV) se basa en que, como los electrones de valencia se repelen unos a otros, estos tienden a adoptar una disposición espacial que minimiza dicha repulsión.

Partiendo de las estructuras de Lewis, se determinan las densidades electrónicas o direcciones de enlace, teniendo en cuenta que, para ver la repulsión, tanto los enlaces sencillos, dobles y triples así como los pares solitarios afectan como una única densidad electrónica (dirección de enlace).

Ejemplos

Lineal
Trigonal plana
Angular
Tetraédrica
Piramidal trigonal
Bipiramidal trigonal
Balancín
Forma de T
Octaédrica
Piramidal cuadrada
Cuadrada plana

TEV

La Teoría del Enlace de Valencia (TEV) se basa en que los e– compartidos se encuentran en una zona de solapamiento orbital:

Promoción electrónica

Consiste en aportar energía extra a los electrones apareados de la capa de valencia para que ocupen un orbital de mayor energía (se exciten) y permitan al átomo tener más electrones solitarios con los que formar los enlaces que necesite.

Hibridación

La hibridación consiste en combinar orbitales atómicos del átomo central para formar orbitales híbridos energéticamente iguales y orientados en la dirección del enlace.

Ejemplos

sp: BeCl2

El berilio no tiene electrones desapareados por lo que se produce promoción electrónica e hibridación para que pueda formar dos enlaces Be—Cl.

Cada uno de estos híbridos sp se solapa frontalmente con un orbital p del cloro, formando dos enlaces sigma:

sp2: BF3

El boro solo tiene un electrón desapareado pero necesita tres, por lo que se produce promoción electrónica e hibridación para que pueda formar tres enlaces B—F.

Cada uno de estos híbridos sp2 se solapa frontalmente con un orbital p del flúor, formando tres enlaces sigma:

sp3: CH4

El carbono solo tiene dos electrones desapareados pero necesita cuatro, por lo que se produce promoción electrónica e hibridación para que pueda formar cuatro enlaces C—H.

Cada uno de estos híbridos sp3 se solapa frontalmente con un orbital s del hidrógeno, formando cuatro enlaces sigma:

Enlaces múltiples
Eteno (CH2=CH2)

Cada carbono necesita formar un enlace doble (con el otro C) y dos enlaces simples (con H), por lo que se necesita promoción electrónica y una hibridación sp2 para tener también un orbital puro p con el que formar un enlace $\pi$ (solapamiento lateral).

Cada orbital sp2 del carbono solapa frontalmente ($\sigma$) con dos orbitales s del H y el orbital sp2 del otro carbono. Además, los orbitales pz de cada carbono solapan lateralmente entre sí ($\pi$) para formar el doble enlace C=C.
Cada orbital sp2 del carbono solapa frontalmente ($\sigma$) con dos orbitales s del H y el orbital sp2 del otro carbono. Además, los orbitales pz de cada carbono solapan lateralmente entre sí ($\pi$) para formar el doble enlace C=C.
Acetileno (CH≡CH)

Cada carbono necesita formar un enlace triple (con el otro C) y un enlace simple (con H), por lo que se necesita promoción electrónica y una hibridación sp para tener dos orbitales puros p con los que formar dos enlaces $\pi$ (solapamiento lateral).

El enlace triple del acetileno consiste en un enlace $\sigma$ (sp–s) y dos enlaces $\pi$ (p–p).
El enlace triple del acetileno consiste en un enlace $\sigma$ (sp–s) y dos enlaces $\pi$ (p–p).

Simulación

Explora las formas moleculares mediante la construcción de moléculas en 3D con la siguiente simulación:

Fuerzas intermoleculares

Las fuerzas intermoleculares son las fuerzas que existen entre las moléculas, incluyendo las fuerzas de atracción o repulsión que actúan entre las moléculas y otros tipos de partículas vecinas, por ejemplo, átomos o iones.

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Las fuerzas intermoleculares son débiles en relación con las fuerzas intramoleculares (las que mantienen unida una molécula).

Son además responsables del estado de agregación, ya que su fortaleza está relacionada con las temperaturas de fusión y ebullición de la sustancia.

Fuerzas de van der Waals

**Atracción intermolecular** entre moléculas de **cloruro de hidrógeno**, HCl.
Atracción intermolecular entre moléculas de cloruro de hidrógeno, HCl.

Se pueden dar entre moléculas polares (dipolo-dipolo, más fuertes cuanto mayor sea la polaridad de la molécula), y apolares (llamadas fuerzas de dispersión de London, más fuertes cuanto más grandes y masivas son las moléculas involucradas).

Enlaces de hidrógeno

No confundir con los llamados puentes de hidrógeno.

Son las fuerzas intermoleculares más intensas. Se dan entre moléculas que contienen átomos de hidrógeno unidos a átomos de nitrógeno (N), oxígeno (O) o flúor (F).

**Enlaces de hidrógeno** entre átomos de H y O en moléculas de **agua** (H2O).
Enlaces de hidrógeno entre átomos de H y O en moléculas de agua (H2O).

Los enlaces de hidrógeno son responsables de:

  • Que el agua (H2O) tenga una temperatura de ebullición anormalmente alta (100 °C a presión atmosférica).
  • La estructura de proteínas y ácidos nucleicos, como la doble hélice del ADN 🧬.
  • La estructura de polímeros.

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